wprowadzenie.ppsx

(1)

CHEMIA OGÓLNA

(2)

WYKŁAD:

Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM:

mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz

dr Urszula Lelek-Borkowska

KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI

ul. Reymonta 23, pok.44, tel. 012-617-27-04.

Lokalizacja:

(3)

KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI

(4)

WYKŁAD: Dr Wojciech Solarski,

Podręcznik:

Chemia dla inżynierów,

pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski.

Podręcznik internetowy:

J.Banaś, W.Solarski.

E-Chemia dla inżynierów

(5)

Materiały do ćwiczeń:

Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.pl

Zakładka:

Dydaktyka/Wydział IMiR/St.zaoczne/Chemia Ogólna

1. Obliczenia chemiczne

2. Typy reakcji chemicznych

3. Klasyfikacja związków chemicznych

4. Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją 5. Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń)

Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s.54.

(6)

Chemia dla inżynierów,

(7)

Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMiR.

P

odstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne,

nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). ChdI czI.

B

udowa atomu. Elektronowa struktura atomu. Model atomu Bohra. Kwantowo - mechamiczny model atomu. Orbital - graficzne rozwiazania

równania Schrödingera. Liczby kwantowe. Zapis elektronowej struktury atomu (dla atomów do

n=20). ChdI czI.

U

kład okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. ChdI czI.

(8)

W

iązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). ChdI czI.

K

lasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych

(kreskowe i elektronowe). ChdI cz.IV.

S

tany skupienia materii. Gaz doskonały

(równanie stanu gazu, równanie Clapeyrona). Gaz rzeczywisty (równanie van der Waalsa). Skraplanie gazu. Ciecze. Parowanie cieczy. Prężność pary nasyconej. Napięcie

powierzchniowe cieczy. Ciała stałe. Rodzaje struktur krystalicznych. ChdI czII.

(9)

P

rzemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy.

R

oztwory. Stężenia roztworów. ChdI cz.IV,cz.V

O

bliczenia chemiczne. Stechiometria.

Termochemia. Reakcje redox. ChdI cz.IV.

C

hemia organiczna. Struktura związków

organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy.

(10)

N

aturalne i sztuczne tworzywa

wielkocząsteczkowe. Polimeryzacja addycyjna. Polimeryzacja kondensacyjna. Charakterystyka polimerów addycyjnych (PE, PP, PCV, PS,

PTFE). Charakterystyka polimerów

kondensacyjnych (fenoplasy, aminoplasy. poliamidy, poliestry, silikony). ChdI cz.IX.

E

lektrochemia. Definicja potencjału

standardowego. Szereg napięciowy metali. Ogniwa. Akumulatory. Korozja chemiczna i

elektrochemiczna. Mechanizm powstawania rdzy. Metody ochrony przed korozją. ChdI cz.VI i

VII.

(11)

1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

11

(12)

12

Zastosowanie plastików i

kompozytów

(13)

13

KOROZJA –

NISZCZENIE

(14)

Korozja metali

(15)

Tworzywa metaliczne

Energochłonność

(16)

16

(17)

17

(18)

18

(19)

(20)

(21)

Podstawy chemii

 Chemia - nauka zajmującą się budową materii,

jej właściwościami oraz przemianami, jakim

ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe.

 Materia zbudowana jest z atomów.

 Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie.

Rozmiary atomów zależą od rodzaju pierwiastka, im bardziej złożona budowa atomu tym większy jego promień.

 Pierwiastek – zbiór atomów charakteryzujących

się jednakową liczbą atomową (ta sam liczba protonów w jądrze)

 Związek chemiczny – zbiór cząsteczek

(22)

Podstawy chemii

 Związek chemiczny – rodzaj materii złożonej składającej się z

cząsteczek heteroatomowych, która może ulec rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze

 Mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości

(23)

Budowa atomu

 Badania struktury jąder atomowych

pozwoliły odkryć około 200 cząstek elementarnych, wśród nich protony, neutrony, elektrony.

 Istnieją bardziej podstawowe cegiełki

materii, zwane kwarkami, które budują cząstki uważane do niedawna za

(24)

Budowa atomu

Large Hadron Collider

(25)

(26)

Budowa atomu

Cząstka Masa, g Masa, u Ładunek,

C Symbol Trwałość poza jądrem proton 1,6726* 10-24 1,00728 +1,602* 10-19 p duża neutron 1,6749* 10-24 1,00867 0 n mała elektron 0,91096 *10-27 1/1836 -1,602* 10-19 e duża Nu kle ony

(27)

Budowa atomu

Cząstka Masa, u Ładunek,

elementarny Symbol

proton Ok.1 +1 p

neutron Ok.1 0 n

(28)

Opis atomu pierwiastka

 Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez

jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę

masową A.

 Symbole pierwiastków wywodzą się na ogół z nazw

greckich lub łacińskich np.: hel helium He, azot

nitrogenium N, tlen oxygenium O, sód – natrium Na, żelazo – ferrum Fe. Niektóre wykryte w ostatnich

latach noszą nazwy wywodzące się od nazwisk

uznanych uczonych np. pierwiastek 99 nosi nazwę einsteinium Es, a 107 bohrium Bh.

E

A

Z

liczba atomowa liczbę masową symbol pierwiastka

(29)

(30)

Budowa atomu

O

16

8 Li

6

3

8 protonów 8 neutronów 8 elektronów 3 protony 3 neutrony 3 elektrony

H

1

1 proton 1 elektron

(31)

Budowa atomu

He

4

2 Be

8

4

(32)

IZOTOPY CHLORU-TE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE

Cl

31 17

Cl

32 17

Cl

35 17

Cl

37 17

Cl

39 17

Cl

41 17

17 protonów, 14 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 15 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 18 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 20 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 22 neutronów, 17 elektronów

(33)

IZOTOPY CHLORU MASA ATOMOWA 49 , 35 97 , 8 52 , 26 100 37 23 , 24 100 35 77 , 75  _  _ _ _ SPOSÓB PRZYBLIŻONY NIE UWZGLĘDNIAJĄCY DEFEKTU MASY WYNIKAJĄCEGO Z DZIAŁANIE SIŁ JĄDROWYCH WEWNĄTRZ JĄDRA

(34)

Elektronowa struktura atomów

(35)

Elektronowa struktura atomów

Teoria N.Bohra:

ELEKTRON KRĄŻY WOKÓŁ JĄDRA PO ORBITACH DOZWOLONYCH

RUCH ELEKTRONU NA ORBICIE BEZ UTRATY ENERGII

Moment pędu jest kwantowany mvr = nh/2

siła elektrostatycznego przyciągania = siła odśrodkowa

r

v

m

r

e

2 2

*

* 

(36)

Elektronowa struktura atomów

N.Bohr wyliczył: 1. Energię elektronu 2. Promień orbity 3. Z równania E = h* Częstotliwość promieniowania

(37)

Mechanika kwantowa

0 ) V E ( h m 8 z y x 2 2 2 2 2 2 2 2                

Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej opisującym ruch cząstek w przestrzeni jest równanie Schrödingera:

 - funkcja falowa m – masa

h – stała Plancka E – energia

(38)

Orbitale s

(39)

Orbital s

(40)

Rozwiązania r.

Schrödingera

(41)

Rozwiązania r.

Schrödingera

(42)

Liczba spinowa

(43)

43 Orbital 1s Orbital 2s Orbital 2p Orbital 3s Orbital 2p Orbital 3p

(44)

Rozwiązania r.

Schrödingera

_{Rozwiązaniem równania Schrödingera są pewne funkcje}

własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n, l, m. Liczba n jest nazywana główna liczba kwantową może przyjmować wartości kolejnych liczb naturalnych (całkowitych,

dodatnich): 1, 2, 3... Poboczna liczba kwantowa l może przybierać wartości 0, 1, 2... (n - 1). Liczba m nazywana jest

magnetyczną liczba kwantową. Liczba m osiąga wartości z

przedziału <-l,+l>. Zestaw tych trzech liczb kwantowych nosi nazwę orbitalu. Poszczególne orbitale określa się skrótami, które zawierają głowną liczbę kwantową oraz poboczną liczbę kwantową w postaci litery. Przyjęto nazywać wartość l = 0 literą s, l =1 literą p, l = 2 literą d oraz l = 3 literą f.

(45)

Liczby kwantowe

Stan energetyczny elektronu określają cztery liczby kwantowe:  główna liczba kwantowa n, (n = 1,2,3,4....)

 poboczna liczba kwantowa l, (l = 0 ... n-1)

 magnetyczna liczba kwantowa m, (m = <-l, +l>

 magnetyczna spinowa liczba kwantowa m_s (m_s = +1/2, -1/2 gdy poboczna liczba kwantowa: l = 0 oznaczamy ją literą s,

l = 1 oznaczamy ją literą p,

l = 2 oznaczamy ją literą d,

(46)

Konfiguracja

elektronowa

(47)

(48)

(49)

(50)

Konfiguracja elektronowa

pierwiastków

 Dublet i oktet elektronowy

 Najbardziej biernymi pierwiastkami

chemicznymi są helowce.  hel 1s2  neon [He] 2s2p6  argon [Ne] 3s2p6  krypton [Ar] 3d10 4s2p6  ksenon [Kr] 4d10 5s2p6  radon [Xe] 4f14 5d10 6s2p6

(51)

Wiązania chemiczne

JONOWE (HETEROPOLARNE)

KOWALENCYJNE (ATOMOWE)

KOORDYNACYJNE

METALICZNE

(52)

Elektroujemność

- jest to zatem pewna tendencja atomu pierwiastka do przyciągania elektronów walencyjnych innych atomów. Na wielkość elektroujemności główny wpływ mają dwa czynniki:

- odległość powłoki walencyjnej od jądra atomowego

- zdolność atomu do stworzenia powłoki zawierającej osiem elektronów.

Wyższą elektroujemnością będą charakteryzować się pierwiastki początkowych okresów (mały promień atomowy, silniejsze przyciąganie przez dodatnie jądro) i końcowych grup (duża ilość elektronów walencyjnych ułatwia osiągnięcie oktetu).

(53)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU

PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI <0-0,4>

(54)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

H H



_

+

H

(55)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

+ Cl

(56)

(57)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE -

SPOLARYZOWANE

PIERWIASTKÓW O ROŻNICY ELEKTROUJEMNOŚCI <0,4-1,7>

(58)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

SPOLARYZOWANE

(59)

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

SPOLARYZOWANE

(60)

(61)

WIĄZANIE JONOWE

11Na 1s2 2s2p6 3s1

Przykład: NaCl

Sód chętnie reaguje z chlorem. Konfigurację elektronową atomu Na można zapisać:

W czasie reakcji tworzy się jon sodu o konfiguracji elektronowej:

(62)

WIĄZANIE JONOWE

Sód chętnie reaguje z chlorem:

(63)

WIĄZANIE JONOWE

17Cl- 1s2 2s2p6 3s2p6

Atom chloru o konfiguracji: ₁₇Cl 1s2 2s2p6 3s2p5

przyjmuje elektron i tworzy anion Cl

(64)

(65)

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE

(donorowo – akceptorowe)

powstaje, gdy wiążąca para elektronów pochodzi wyłącznie od jednego pierwiastka. Jest on donorem pary elektronowej, a drugi z pierwiastków staje się akceptorem.

+ H+ H H N H H N H H H + + NH₄+ H N H H H

(66)

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE

(donorowo – akceptorowe)

(67)

WIĄZANIE METALICZNE

Wiązanie to występuje w metalach. Elektrony

walencyjne atomów metalu mogą swobodnie poruszać się między dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowiąc

tzw. zdelokalizowany gaz elektronowy. Uporządkowany ruch elektronów to przepływ prądu elektrycznego.

(68)